1.4. Оксиды

Оксидами

называются соединения, состоящие из двух элементов, одним из которых является кислород со степенью окисления `(– 2)`.

Многие элементы проявляют переменную валентность и дают оксиды различного состава, что учитывается по международной номенклатуре  с указанием степени окисления элемента римскими цифрами, например, `"SO"_3` - оксид серы (VI),  `"SO"_2` - оксид серы (IV).

Можно представить следующую схему:

Название оксида  `=` «Оксид» `+` название элемента в род. падеже `+` (валентность римскими цифрами).

По своим химическим свойствам все оксиды подразделяются на солеобразующие и несолеобразующие. Солеобразующие оксиды принято делить на три основные группы: основные, амфотерные и кислотные.

Основные оксиды образованы металлами со степенью окисления `+1` и `+2` (`"Na"_2"O"`, `"CaO"`, `"CuO"`, `"FeO"`  и т. д.). Исключение из II группы составляют `bb("BeO",  "ZnO",  "PbO")`, которые относятся к группе амфотерных оксидов.

Амфотерные оксиды образуют металлы со степенью окисления `+3`, `+4`. К ним относятся `"Al"_2"O"_3`, `"Cr"_2"O"_3`, `"TiO"_2`, `"Fe"_2"O"_3`, `"MnO"_2` `"PbO"_2`, а также оксиды металлов со степень окисления `+2:` `"BeO"`, `"ZnO"`, `"PbO"`.

Группа кислотных оксидов может быть образована как металлами со степенью окисления `+5` и выше, например, `"CrO"_3`, `"Mn"_2"O"_7`, `"V"_2"O"_5`, так и неметаллами (`"CO"_2`, `"SO"_3`, `"SO"_2`, `"N"_2"O"_3`, `"NO"_2`, `"N"_2"O"_5`, `"Cl"_2"O"_7` и т. д.).

Несолебразующими (индифферентными, безразличными) оксидами являются `bb("CO",  "SiO",  "N"_2"O", "NO")`.

Получение основных оксидов

1.  Окисление металлов:

 `2"Mg"+"O"_2  → 2"MgO"`;

     `"S"+"O"_2 → "SO"_2`.

Этот метод практически не применим для щелочных металлов, которые при окислении обычно дают  пероксиды, поэтому оксиды  натрия и калия крайне труднодоступны.

2.  Обжиг сульфидов:

`2"CuS"+3"O"_2 -> 2"CuO"+2"SO"_2`;

         `4"FeS"_2+11"O"_2 -> 2"Fe"_2"O"_3+8"SO"_2`.

Метод не применим для сульфидов активных металлов, окисляющихся до сульфатов.

3. Окисление (горение) сложных веществ:

 `2"CO"+"O"_2 ->2"CO"_2`

 `2"H"_2"S"+3"O"_2 -> 2"SO"_2+2"H"_2"O"`.

4. Превращения сложных веществ:

а) разложение нерастворимых гидроксидов:  

нерастворимые основания при нагревании разлагаются на соответствующий оксид и воду:

$$ \mathrm{Cu}{\left(\mathrm{OH}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{CuO}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

Этим методом нельзя получить гидроксиды щелочных металлов.

б) разложение солей кислородсодержащих  кислот:

  • разложение карбонатов:

карбонаты щелочноземельных металлов и магния разлагаются на соответствующие основный и кислотный оксиды:

$$ {\mathrm{BaCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{BaO}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.

Ниже приведены уравнения реакций разложения карбоната аммония и карбоната серебра:

$$ {\left({\mathrm{NH}}_{4}\right)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{NH}}_{3}\uparrow +{\mathrm{CO}}_{2}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ 2{\mathrm{Ag}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }4\mathrm{Ag}\downarrow +2{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$.

Карбонаты щелочных металлов плавятся без разложения, исключение составляет карбонат лития :

$$ {\mathrm{Li}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Li}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\uparrow $$.

  • разложение гидрокарбонатов металлов:

гидрокарбонаты разлагаются на карбонат, воду и углекислый газ.

$$ 2{\mathrm{NaHCO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

  • разложение нитратов

разложение нитратов металлов определяется положением металла в электрохимическом ряду напряжений металлов:

$$ 2{\mathrm{KNO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{KNO}}_{2} + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит до магния),

$$ 2\mathrm{Pb}({\mathrm{NO}}_{3}{)}_{2} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }  2\mathrm{PbO} + 4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит от магния до меди включительно),

$$ 2{\mathrm{AgNO}}_{3}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{Ag} + 2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$

(если металл в ряду напряжения стоит после меди).

ВНИМАНИЕ!!!

$$ {\mathrm{NH}}_{4}{\mathrm{NO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{N}}_{2}\mathrm{O}\uparrow  + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ 4{\mathrm{LiNO}}_{3}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2\mathrm{LiO}+4{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;

$$ 4\mathrm{Fe}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{t°\mathrm{C}}{\to }2{\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}+8{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow +{\mathrm{O}}_{2}\uparrow $$;

$$ \mathrm{Mn}{\left({\mathrm{NO}}_{3}\right)}_{2}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }{\mathrm{MnO}}_{2}\downarrow +2{\mathrm{NO}}_{2}\uparrow $$.

  • разложение основных солей:

$$ (\mathrm{ZnOH}{)}_{2}{\mathrm{CO}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2\mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2}\uparrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

в) разложение кислородсодержащих кислот:

                   `"H"_2"SO"_3  → "SO"_2 + "H"_2"O"`.

г) обработка солей растворами кислот:

 `"K"_2"Cr"_2"O"_7 + "H"_2"SO"_4  →2"CrO"_3+"K"_2"SO"_4+"H"_2"O"`,

`"Na"_2"SiO"_3+2"HCl" -> 2"NaCl"+"SiO"_2+"H"_2"O"`.

5.  Окислительно-восстановительные реакции:

 `2"Al"+"Fe"_2"O"_3 ->2"Fe"+"Al"_2"O"_3`;

 `"Cu"+4"HNO"_(3("конц")) -> "Cu (NO"_3)_2+2"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`,

`"C"+4"HNO"_(3("конц")) -> "CO"_2+4"NO"_2uarr+2"H"_2"O"`.

Химические свойства основных оксидов

Основные оксиды при нагревании могут вступать в реакции с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, с кислотами.

1. С водой способны реагировать только основные оксиды (`"Li"_2"O"`, `"Na"_2"O"`, `"K"_2"O"`, `"Rb"_2"O"`, `"Cs"_2"O"`, `"BaO"`, `"CaO"`, `"SrO"`), которым соответствуют щелочи. Оксиды остальных металлов с водой практически не реагируют.

`"CaO" + "H"_2"O"  → "Ca(OH")_2`;

$$ \mathrm{MgO}+{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to }\mathrm{Mg}{\left(\mathrm{OH}\right)}_{2}$$.

2. Взаимодействие с кислотами:

`"ZnO" + "H"_2"SO"_4 -> "Zn""SO"_4 + "H"_2"O"`.

3. Взаимодействие с кислотными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами:

`"BaO"+"SiO"_2 ->"BaSiO"_3`;

`"CuO"+"N"_2"O"_5 -> "Cu(NO"_3)_2`;

`"MgO"+"Al"_2"O"_3 -> "Mg(AlO"_2)_2`:

`"K"_2"O"+"ZnO" -> "K"_2"ZnO"_2`;

`"Na"_2"O"+2"Al(OH")_3 -> 2"NaAlO"_2+3"H"_2"O"`.

4. Как и другие типы оксидов, основные оксиды могут вступать в окислительно-восстановительные реакции:

$$ {\mathrm{Fe}}_{2}{\mathrm{O}}_{3}  + 2\mathrm{Al}\stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + 2\mathrm{Fe}$$;

$$ 3\mathrm{CuO} + 2{\mathrm{NH}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 3\mathrm{Cu} +{\mathrm{N}}_{2}\uparrow  +3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

5. Под действием окислителей некоторые основные оксиды (в которых металлы способны повышать степень окисления) могут выступать в качестве восстановителей:

`4"FeO"+"O"_2->2"Fe"_2"O"_3`.

Кислотные  оксиды  − оксиды неметаллов и оксиды переходных металлов, обычно в степенях окисления `+5, +6, +7` `("P"_2"O"_5, "CrO"_3, "Mn"_2"O"_7)`.

Большинство кислотных оксидов непосредственно взаимодействуют с водой с образованием кислот (исключение `"SiO"_2`):

`"P"_2"O"_5+3"H"_2"O" -> 2"H"_3"PO"_4`;

Оксиды, которым соответствуют неустойчивые кислоты, реагируют с водой обратимо и в очень малой степени.

$$ {\mathrm{CO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}\rightleftarrows {\mathrm{H}}_{2}{\mathrm{SO}}_{3}$$.

Азот в оксидах способен проявлять  в соединениях степени окисления `+1`, `+2`, `+3`, `+4`, `+5`. Оксиды `"N"_2"O"` и `"NO"` является несолеобразующими оксидами, оксиды `"N"_2"O"_3` и `"N"_2"O"_5` являются кислотными оксидами, которым соответствуют азотистая и азотная кислота соответственно:

$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  2{\mathrm{HNO}}_{2}$$;

$$ {\mathrm{N}}_{2}{\mathrm{O}}_{5} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  2{\mathrm{HNO}}_{3}$$.

Оксид `"NO"_2` является кислотным оксидом, которому соответствуют сразу две кислоты:

$$ 2{\mathrm{NO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{HNO}}_{2} + {\mathrm{HNO}}_{3} $$.

Наряду с современной номенклатурой для кислотных оксидов до сих пор широко используется старинная система названий как ангидридов кислот – продуктов отщепления воды от соответствующих кислот. Например, `"SO"_3` – ангидрид серной кислоты, `"SO"_2` – ангидрид сернистой кислоты. Наиболее типичными для кислотных оксидов являются их реакции с основными и амфотерными оксидами, амфотерными гидроксидами, щелочами:

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{CuO} \to  {\mathrm{CuSO}}_{4}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4}$$.

$$ {\mathrm{P}}_{2}{\mathrm{O}}_{5}+ {\mathrm{Al}}_{2}{\mathrm{O}}_{3} \stackrel{\mathrm{t}°\mathrm{C}}{\to } 2{\mathrm{AlPO}}_{4}$$;

$$ 3{\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{Al}(\mathrm{OH}{)}_{3} \to  {\mathrm{Al}}_{2}({\mathrm{SO}}_{4}{)}_{3} +3{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

$$ \mathrm{Ca}(\mathrm{OH}{)}_{2} + {\mathrm{CO}}_{2} \to  {\mathrm{CaCO}}_{3} \downarrow  + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + 2\mathrm{NaOH} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{SO}}_{4} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;

$$ {\mathrm{SO}}_{3} + \mathrm{NaOH} \to  {\mathrm{NaHSO}}_{4}$$.

Кислотные оксиды слабых кислот взаимодействуют только с сильными основаниями (щелочами) и их оксидами:

$$ {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O}+{\mathrm{CO}}_{2}\to {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{CO}}_{3}$$;

`"CuO"+"CO"_2`$$ \overline{)\to }$$.  

Выше упоминалось, что кислотные оксиды могут вступать в многочисленные окислительно-восстановительные реакции, например:

$$ {\mathrm{CO}}_{2} + \mathrm{C} \to  2\mathrm{CO}\uparrow $$;

$$ {\mathrm{SO}}_{2} + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{S}  \to  3\mathrm{S}\downarrow + 2{\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

В состав амфотерного окcида входит элемент, который обладает амфотерными свойствами. Под амфотерностью понимают способность соединений проявлять в зависимости от условий кислотные и основные свойства. Например, оксид цинка `"ZnO"` может быть как основанием, так и кислотой (`"Zn"("OH")_2` и `"H"_2"ZnO"_2`). Амфотерность выражается в том, что в зависимости от условий амфотерные оксиды проявляют либо осно́вные, либо кислотные свойства:

$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{CO}}_{2} \to  {\mathrm{ZnCO}}_{3}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + {\mathrm{Na}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2{\mathrm{NaOH}}_{\left(\mathrm{расплав}\right)} \to  {\mathrm{Na}}_{2}{\mathrm{ZnO}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$;
$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{NaOH} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O} \to  {\mathrm{Na}}_{2}[\mathrm{Zn} (\mathrm{OH}{)}_{4}]$$;

$$ \mathrm{ZnO} + 2\mathrm{HCl}  \to  {\mathrm{ZnCl}}_{2} + {\mathrm{H}}_{2}\mathrm{O}$$.

Оксиды взаимодействуют с водой, если в результате реакции образуются растворимые гидроксиды (щёлочи).

Все амфотерные гидроксиды являются осадками, поэтому амфотерные оксиды в реакцию с водой не вступают.